高中化学选修四(苏教版)--知识点.pdf
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1、化学选修 4 化学反应与原理章节知识点梳理专题一 化学变化与能量转化一、焓变一、焓变 反应热反应热 1反应热:一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2焓变(H)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应(1).符号:H (2).单位:kJ/mol 3.产生原因:化学键断裂吸热 化学键形成放热放出热量的化学反应。(放热吸热)H 为“-”或H 放热)H 为“+”或H 0 常见的放热反应:所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应:晶体 Ba(OH)28H2O 与 NH4Cl 大多数的分解反
2、应 以 H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等二、热化学方程式二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s 分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用 aq 表示)热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数各物质系数加倍,H 加倍;反应逆向进行,H 改变符号,数值不变三、三、燃烧热燃烧热1概念:25,101 kPa 时,1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用 kJ/mol 表示。注意以下几点:研究条件:101 kPa
3、反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量:1 mol 研究内容:放出的热量。(HHg2+Fe3+Cu2+H+(指酸电离的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+阴离子的放电顺序 是惰性电极时:S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F-(SO32-/MnO4-OH-)是活性电极时:电极本身溶解放电注意先要看电极材料,是惰性电极还是活性电极,若阳极材料为活性电极(Fe、Cu)等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液;若为惰性材料,则根据阴阳离子的放电顺序,依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。电电解解质质水溶液点解水
4、溶液点解产产物的物的规规律律类型电极反应特点实例电解对象电解质浓度pH电解质溶液复原HCl 增大 HCl 分解电解质型 电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电CuCl2 电解质 减小-CuCl2放 H2 生成碱型阴极:水放 H2生碱阳极:电解质阴离子放电NaCl电解质和水电解质和水 生成生成新电解新电解质质 增大 HCl放氧生酸放氧生酸型型 阴极:电解质阳离子阴极:电解质阳离子放电放电阳极:阳极:水放水放 O2O2 生酸生酸CuSO4电解质和水电解质和水 生成生成新电解新电解质质 减小氧氧化铜化铜NaOH 增大H2SO4 减小电解水型电解水型阴极:阴极:4H+4H+4e-4e-=2H22H2 阳
5、极:阳极:4OH-4OH-4e-4e-=O2+O2+2H2O2H2ONa2SO4 水 增大 不变水上述四种类型电解质分类:(1)电解水型:含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐(2)电解电解质型:无氧酸,不活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)(3)放氢生碱型:活泼金属的无氧酸盐(4)放氧生酸型:不活泼金属的含氧酸盐 二、电解原理的应用二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气(1)、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法(2)、电极、电解质溶液的选择:阳极:镀层金属,失去电子,成为离子进入溶液 M ne =M n+阴极:待镀金属(镀件):溶液中的金属离子得到电子,成
6、为金属原子,附着在金属表面M n+ne =M电解质溶液:含有镀层金属离子的溶液做电镀液镀铜反应原理 阳极(纯铜):Cu-2e-=Cu2+,阴极(镀件):Cu2+2e-=Cu,电解液:可溶性铜盐溶液,如 CuSO4溶液 (3)、电镀应用之一:铜的精炼 阳极:粗铜;阴极:纯铜电解质溶液:硫酸铜 3、电冶金(1)、电冶金:使矿石中的 金属阳离子 获得电子,从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属,如钠、镁、钙、铝(2)、电解氯化钠:通电前,氯化钠高温下熔融:NaCl=Na+Cl通直流电后:阳极:2Na+2e=2Na阴极:2Cl 2e=Cl2规律总结:原电池、电解池、电镀池的判断规律(1)若无外接电源
7、,又具备组成原电池的三个条件。有活泼性不同的两个电极;两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里;较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应(有时是与水电离产生的 H+作用),只要同时具备这三个条件即为原电池。(2)若有外接电源,两极插入电解质溶液中,则可能是电解池或电镀池;当阴极为金属,阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时,则为电镀池。(3)若多个单池相互串联,又有外接电源时,则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时,先选较活泼金属电极为原电池的负极(电子输出极),有关装置为原电池,其余为电镀池或电解池。原电池,电解池,电镀池的比较原电池,电解池,电镀池的比较性质
8、 类别 原电池 电解池 电镀池定义(装置特点)将化学能转变成电能的装置将电能转变成化学能的装置应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属反应特征 自发反应 非自发反应 非自发反应 装置特征无电源,两级材料不同有电源,两级材料可同可不同 有电源 形成条件活动性不同的两极电解质溶液形成闭合回路两电极连接直流电源两电极插入电解质溶液形成闭合回路1 镀层金属接电源正极,待镀金属接负极;2 电镀液必须含有镀层金属的离子 电极名称负极:较活泼金属阳极:与电源正极相连名称同电解,但有限制条件正极:较不活泼金属(能导电非金属)阴极:与电源负极相连阳极:必须是镀层金属阴极:镀件 电极反应负极:氧化反应,金属失
9、去电子正极:还原反应,溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子(吸氧腐蚀)阳极:氧化反应,溶液中的阴离子失去电子,或电极金属失电子阴极:还原反应,溶液中的阳离子得到电子阳极:金属电极失去电子阴极:电镀液中阳离子得到电子电子流向负极正极 电源负极阴极电源正极阳极 同电解池溶液中带电粒子的移动阳离子向正极移动阴离子向负极移动阳离子向阴极移动阴离子向阳极移动 同电解池联系 在两极上都发生氧化反应和还原反应原电池与电解池的极的得失电子联系图:阳极(失)e-正极(得)e-负极(失)e-阴极(得)九、金属的电化学腐蚀和防护九、金属的电化学腐蚀和防护 电化腐蚀 化学腐蚀一、金属的电化学腐蚀一、金属的电化学腐蚀(1
10、)金属腐蚀内容:(2)金属腐蚀的本质:都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程(3)、电化学腐蚀的分类:析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放出条件:潮湿空气中形成的水膜,酸性较强(水膜中溶解有 CO2、SO2、H2S 等气体)电极反应:负极:Fe 2e-=Fe2+正极:2H+2e-=H2 总式:Fe+2H+=Fe2+H2 吸氧腐蚀反应过程吸收氧气条件:中性或弱酸性溶液电极反应:负极:2Fe 4e-=2Fe2+正极:O2+4e-+2H2O=4OH-总式:2Fe+O2+2H2O=2 Fe(OH)2 离子方程式:Fe2+2OH-=Fe(OH)2生成的 Fe(OH)2被空气中的 O2氧化,生成 Fe(OH)3
11、,Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成 Fe2O3x H2O(铁锈主要成分)规律总结:金属腐蚀快慢的规律:在同一电解质溶液中,金属腐蚀的快慢规律如下:条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接接触现象有微弱的电流产生 无电流产生 本质较活泼的金属被氧化的过程 金属被氧化的过程 关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生,但电化腐蚀更加普遍,危害更严重电解原理引起的腐蚀原电池原理引起的腐蚀化学腐蚀有防腐措施的腐蚀 防腐措施由好到坏的顺序如下:外接电源的阴极保护法牺牲负极的正极保护法有一般防腐条件的腐蚀无防腐条件的腐蚀二、金属的电化学防护二、金属的电
12、化学防护1、利用原电池原理进行金属的电化学防护(1)、牺牲阳极的阴极保护法 原理:原电池反应中,负极被腐蚀,正极不变化 应用:在被保护的钢铁设备上装上若干锌块,腐蚀锌块保护钢铁设备 负极:锌块被腐蚀;正极:钢铁设备被保护(2)、外加电流的阴极保护法原理:通电,使钢铁设备上积累大量电子,使金属原电池反应产生的电流不能输送,从而防止金属被腐蚀应用:把被保护的钢铁设备作为阴极,惰性电极作为辅助阳极,均存在于电解质溶液中,接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累,抑制了钢铁失去电子的反应。(3)金属腐蚀的分类:化学腐蚀金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀 电化学腐蚀不纯的金属跟电解质
13、溶液接触时,会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化,这种腐蚀叫做电化学腐蚀。2、改变金属结构:把金属制成防腐的合金与电化腐蚀的比较3、把金属与腐蚀性试剂隔开:电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等专题专题二二 化学反化学反应应速率和化学平衡速率和化学平衡一、化学反应速率一、化学反应速率1.化学反应速率(v)定义:用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 表示方法:单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 计算公式:v=c/t(:平均速率,c:浓度变化,t:时间)单位:mol/(Ls)影响因素:决定因素(内因):反应物的性质(决定因素)条件因素(外因):反应所处
14、的条件2.注意:(1)、参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变。(2)、惰性气体对于速率的影响 恒温恒体时:充入惰性气体总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变反应速率不变 恒温恒压时:充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢二、化学平衡二、化学平衡(一)1.定义:化学平衡状态:一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。2、化学平衡的特征逆(研究前提是可逆反应)等(同一物质的正逆反应速率相等)动(动态平衡)定(各物质的浓度与质量分数恒定)
15、变(条件改变,平衡发生变化)3、判断平衡的依据判断可逆反判断可逆反应应达到平衡状达到平衡状态态的方法和依据的方法和依据例举反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡各物质的质量或各物质质量分数一定平衡各气体的体积或体积分数一定平衡混合物体系中各成分的含量总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m molA,即 V(正)=V(逆)平衡正、逆反应速率的关系在单位时间内消耗了 n molB 同时消耗了 p molC,则 V(正)=V(逆)平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正
16、)不一定等于V(逆)不一定平衡在单位时间内生成 n molB,同时消耗了 q molD,因均指 V(逆)不一定平衡m+np+q 时,总压力一定(其他条件一定)平衡压强m+n=p+q 时,总压力一定(其他条件一定)不一定平衡Mr 一定时,只有当 m+np+q 时平衡混合气体平均相对分子质量 MrMr 一定时,但 m+n=p+q 时不一定平衡温度任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变)平衡体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡(二)影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响(1)影响规律:在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平
17、衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动(2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡不移动(3)在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度减小,生成物浓度也减小,V正减小,V逆也减小,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。2、温度对化学平衡移动的影响影响规律:在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动,温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响影响规律:其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着体积缩小方向移动;减小压强,会使平衡向着体积增大方向移动。注意:(
18、1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响:由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。5.勒夏特列原理(平衡移动原理):如果改变影响平衡的条件之一(如温度,压强,浓度),平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数三、化学平衡常数(一)定义:在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号:K(二)使用化学平衡常数 K 应注意的问题:1、表达式中各物质的浓度是变化
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